Учебно-методический комплекс дисциплины ен. Ф. 04. Общая химия основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям) 050102 «Биология-География»

Скачать 1.23 Mb.

Название	Учебно-методический комплекс дисциплины ен. Ф. 04. Общая химия основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям) 050102 «Биология-География»
страница	9/12
Дата публикации	18.10.2014
Размер	1.23 Mb.
Тип	Учебно-методический комплекс

100-bal.ru > Химия > Учебно-методический комплекс

1 ... 4 5 6 7 8 9 10 11 12

Вариант 10.

Какие реакции относятся к окислительно-восстановительным:

а) Fe₂O₃ + H₂SO₄; б) Сl₂ + КОН;

в) SO₂ + NaOH; г) HgO + HNO₃;

На основе расчета укажите пару наиболее устойчивых к нагреванию гидроксидов:

а) КОН и Са (ОН)₂; б) Са (ОН)₂ и Сu (ОН)₂;

в) А1 (ОН)₃ и Ca (OH)₂2; г) КОН и Сu (ОН)₂.

Как изменится давление в равновесной системе по отношению к первоначальному:

N₂ + 3 H₂ → 2NH₃ Δ H = - 92кДж?

если равновесные концентрации равны:

[ N₂ ] = 0,9; [ Н₂ ] = 0,6 и [ NH₃ ] = 6 моль/л

а) увеличится в 1,8 раза; б) уменьшится в 1,8 раза;

в) уменьшится в 1,4 раза; г) не изменится.

Сколько мл 40%-го раствора H₃PO₄ (ρ = 1,25 г/мл) требуется для приготовления 400 мл 0,25 М раствора кислоты?

а) 19,6; б) 39,2; в) 40; г) 9.8.
Вариант 11.

Укажите реакции диспропорционирования:

а) 4HNO₃ → 4 NO₂ + 2Н₂O + O₂; б) 2 KClO₃ → КCl + 3O₂;

в) 4 КС1О₄ → 3 KClO₃ + КС1; г) 2 НС1О → 2 НС1 + О₂.

Определите энтальпию образования оксида азота (I), исходя из уравнений:

С + 2 N₂O → СО₂ + 2 N₂; Δ Н° - 556,61 кДж;

C + O₂ → CO₂; Δ Н° - 393.51 кДж

а) 81,55; б) 326,2; в) 163,1; г) – 81,55.

В каком направлении сместится равновесие в системе:

2SO₂ + О₂ → 2 SO₃, Δ Н = - 192 кДж в результате введения инертного газа при V= const.

а) в обратном; б) в прямом; в) не сместится; г) равновесие не изменится.

Сколько мл 40%-го раствора Н₃PO₄ (ρ = 1,25 г/мл ) требуется для приготовления 3 л 0,15 н раствора Н₃PO₄?

а) 14,7; б) 58,4; в) 12,5; г) 29,4.

Вариант 12.

В каком из преобразований происходит процесс окисления:

а) Н₂SO₃ → H₂SO₄;

б) Сl₂О → НС1;

в) Р₂О₅ → HPO₃;

г) FeSO₄ → Fe₂(SO₄)₃.

Вычислить Δ Н°298 и Δ S°298 реакции, пользуясь справочными данными:

НgО + Н₂ -----> Нg + Н₂О

а) - 151,13 и 15,3;

б) + 151,13 и 15,3;

в) – 151,13 и - 64,02;

г) + 151,13 и 64,2.

В каком направлении сместится равновесие в системе:

N₂ + 3 H₂ → 2NH₃, Δ Н = - 92 кДж

в результате введения инертного газа при V= const.

а) не сместится;

б) равновесие не изменится;

в) в прямом;

г) в обратном .

Сколько мл 8н раствора NaOH можно приготовить из 1 кг 42%-го раствора NaOH ?

а) 656 мл;

б) 1312;

в) 1288;

г) 644.

Вариант 13.

Какие частицы могут проявлять только восстановительные функции:

а) J־; б) Сг³⁺; в) Cr₂O₇²־; г) N₂H₄;

С помощью справочных данных найдите Δ G°298 для процесса:

3 SiO₂ + 4 В → 3 Si + 2 В₂О₂

и определите, возможен ли этот процесс в стандартных условиях.

а) - 45,7; да;

б) – 97,84; да;

в) 45,7 кДж; нет;

г) 97,84; нет.

При температуре 60°С скорость реакции равна 0,64 моль·с־¹. Какова скорость реакции при 10°С, если температурный коэффициент γ равен 2?

а) 0,02;

б) 20,48;

в) 40,96;

г) 0,01.

Сколько мл 8н раствора NaOH можно приготовить из 1 л 42%-го раствора NaOH (ρ=1,45 г/мл)?

а) 1990; б) 1903; в) 951,5; г) 945.

Вариант 14.

Какие продукты образуются в реакции цинка с очень разбавленной азотной кислотой:

а) NO₂;

б) Н₂;

в) NH₄NO₃;

г) NO.

Определить энтальпию превращения S (моноклинной) → S (ромбич.), исходя из следующих циклов:

S (монокл.) + О₂ → S О₂ + 297,2 кДж;

S (ромбич.) + О₂ → S О₂ + 296,9 кДж.

а) -594,1;

б) -0,3;

в) 0,3;

г) 594,1.

При повышении температуры растворимость селитры увеличивается. Каков знак изменения энтальпии растворения?

а) ΔН < 0;

б) ΔН = 0;

в) ΔН = 0;

г) ΔН > 0.

Сколько мл 8,5%-го раствора гидросульфита натрия (ρ = 1,08 г/мл ) можно

перевести в сульфат с помощью 400 мл 2,5 н раствора NaOH?

а) 1310; б) 655;

в) 327; г) 565.

Вариант 15.

Какое вещество образуется при растворении углерода в концентрированной азотной кислоте:

а) СО₂; б) СО;

в) Н₂СО₃; г) СН₄.

Энтальпия образования оксида алюминия равна -1675 кДж/моль. Сколько теплоты выделится пои образовании 10 г оксида алюминия

а) 39,2; б) 400,3;

в) 1675; г) 164.2.

Как сместить вправо равновесие в системе:

СаСО₃ → СаО + СО₂ - Q?

а) увеличить давление;

б) повысить температуру;

в) повысить концентрацию СаСОз;

г) повысить концентрацию СО₂?

Сколько мл 0.4 н H₂SO₄ можно нейтрализовать прибавлением 800 мл 0,25 н раствора NaOH?

а) 250; б) 1000;

в) 500; г) 575.

Вариант 16.

В уравнении:

КМnО₄ + K₂S + H₂O → МnО₂ + S + КОН расставьте коэффициенты и укажите их сумму:

а) 6;

б) 10;

в) 20;

г) 22.

Определить теплоту сгорания метана

а) + 890,31;

б) – 890,31;

в) – 74,88;

г) + 74,88.

Скорость прямой реакции: 2 NO + О₂ → 2NO₂, ΔН = -114,2 кДж

при концентрации оксида азота (II) 0,6 моль/л и кислорода 0.5 моль/л равна 0,018 моль/(л.мин). Найти константу скорости реакции.

а) 0,1;

б) 0,06;

в) 1,0;

г) 1,2.

Смешаны 3 л 0.1 М Н₃РО₄ с 2 л 9%-го раствора этой же кислоты (ρ = 1,05 г/мл). Вычислить нормальность полученного раствора.

а) 1,554; б) 0,668;

в) 1,337; г) 0,337.

Вариант 17.

Какой металл при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой может восстановить её до NO:

а) Cs; б) Сu;

в) Са; г) A1.

Вычислить тепловой эффект взаимодействия 10־³ м³ водорода (н.у.) с хлором

а) – 1,97; б) – 0,98;

в) – 8,24; г) – 4,12.

Вычислить равновесную концентрацию оксида кислорода в системе:

2 NO + О₂ → 2NO2, ΔН = -114,2 кДж, когда оксида азота (II) станет 0,04 моль/л, если начальная концентрация оксида азота (II) составляет 0.06, а кислорода – 0,1 моль/л.

а) 0,09; б) 0,01;

в) 0,04; г) 0,02.

Смешаны 1,2 л 3,5%-го КОН с 1.8 л 2,5%-го раствора NaOH. Плотность обоих растворов ρ = 1,05 г/мл. Вычислить нормальность полученного раствора щелочи.

а) 0,322; б) 1,87;

в) 1,33; г) 0,643.

Вариант 18.

Расставьте коэффициенты в уравнении:

P + J₂ + H₂O → H₃PO₃ + HJ

и укажите коэффициент перед веществом, которое восстанавливается

а) 6; б) 3; в) 2; г) 4.

Определить знак изменения энтропии в реакции:

2А₂ (г) + В₂ → А₂2В (ж).

Возможно ли протекание этой реакции в стандартных условиях?

а) нет, так как ΔS < 0; б) да, при высокой температуре;

в) да, при низких температурах; г) да, если ΔН < 0, и | ΔH |>| TΔS |

Определить температуру ( ̊С ), при которой давление диссоциации CaCO₃ в реакции: CaCО₃ → СаО + CO₂ - Q составляет 202650 Па.

а) 770; б) 970; в) 870; г) 1070.

250 мл 4 н NaOH смешаны со 150 мл 6 н КОН. Вычислить нормальность полученного раствора. Какой массе КОН соответствует 1 мл полученного раствора ?

а) 4,75 н и 0,2665 г; б) 3,75 и 0,2665; в) 4,75 и 0,1337; г) 3,75 и 0,1337.

Вариант 19.

Какова степень окисления кислорода в соединениях К₂О₂ и СаО₂:

а) -1; б) 0; в) -2; г) +2.

В каких случаях возможно протекание химической реакции, если |ΔН| < |T ΔS|:

а) энергия Гиббса увеличивается; б) энтропия уменьшается;

в) энергия Гиббса уменьшается; г) если и ΔН, и ΔS уменьшаются.

Известь растворяется в воде с выделением теплоты. Как влияет повышение температуры на растворимость извести ?

а) растворимость повышается; б) не влияет;

в) это зависит от давления; г) растворимость понижается.

Сколько мл 6%-го раствора соляной кислоты с плотностью 1,03 г/мл следует

прибавить к 400 мл 0,05 н AgNO3 для полного осаждения AgCl?

а) 23,6; б) 11,8; в) 5,9; г) 22,4.

Вариант 20.

Укажите реакции, которые являются окислительно-восстановительными:

а) Fe₂O₃ + HNO₃; б) NO₂ + SO₂;

в) SO₂ + КОН; г) PbO + HCl (конц.)

По справочным данным рассчитайте значения ΔG° реакций соответствующих оксидов металлов с СО₂ и определите, какой из карбонатов наиболее устойчив:

а) ВаСО₃; б) СаСО₃; в) MgCO₃; г) ВеСОз.

Куда сместится равновесие в системе: С (тв.) + Н₂О -----> Н₂ + СО₂

ΔН = 131,4 кДж при повышении давления ?

а) равновесие не изменится; б) сместится вправо;

в) сместится влево; г) это зависит от теплового эффекта.

К какому объему 0,2 н раствора аммиака следует добавить 20 мл 35%-го раствора NH₃( ρ = 0,88 г/мл) для получения 0,5 н раствора нашатырного спирта?

а) 23,46; б) 11,73; в) 5,8; г) 12,84.

Вариант 21.

Какие соединения проявляют окислительно-восстановительную двойственность:

а) Li; б) F₂; в) О₂; г) H₂S.

Определить энтальпию образования метанола из реакции:

СН₃ОН + 3/2 О₂ → СО₂ + Н₂ О (ж) + 726,64 кДж

а) - 238,7; б) - 376,7; в) 154,2; г) – 154,4.

Как изменится скорость химической реакции

СН₃ОН + 3/2 О₂ → СО₂ + Н₂ О (ж) + 726,64 кДж,

если при увеличении температуры на 30°С константа скорости реакции возрастет в 100 раз ?

а) увеличится в 27 раз; б) возрастет в 100 раз;

в) увеличится в 800 раз; г) не изменится.

Вычислить нормальность 60%-ой уксусной кислоты с ρ=1,068.

а) 5,33; б) 6,75; в) 3,67; г) 10,67.

Вариант 22.

В какой из перечисленных реакций образуется осадок темно-бурого цвета:

а) KMnO₄ + KJ + H₂SO₄;

б) КМnO₄ + Ва(ОН)₂;

в) КМnО₄ + KJ + Н2О;

г) MnSO₄ + NaOH.

Найти ΔН и ΔS для реакции оксида углерода (II) с водяным паром

а) -2,84 и -76,94; б) +2,84 и +76,94; в) +2,84 и – 76,94; г) -2,84 и + 76,47.

Как сместить вправо равновесие в реакции:

Сl₂ + Н₂ → 2НС1, ΔН = -175,7 кДж.

а) увеличить давление в системе;

б) снизить давление;

в) увеличить температуру;

г) повысить концентрацию исходных веществ.

Вычислить нормальность 49%-го раствора Н₃РО₄ с ρ = 1,33 г/мл.

а) 19,95; б) 9,9; в) 18,88; г) 4,95.

Вариант 23.

Какой ион придает раствору оранжевую окраску:

а) Сг³⁺; б) Сг²⁺; в) СгО4²־; г) Сг₂О₇²־.

Вычислить ΔG⁰ для процесса: Fe₂О₃ + 3 СО → 2 Fe + 3 СО₂.

Возможен ли этот процесс в стандартных условиях?

а) - 31,35; да; б) 31,35; нет; в) - 31,35; нет; г) 31,35; да.

Как изменится скорость прямой реакции Сl₂ + Н₂ -----> 2 НС1, ΔН = -175,7 кДж, при увеличении давления в 5 раз ?

а) не изменится; б) увеличится в 25 раз;

в) увеличится в 5 раз; г) уменьшится в 5 раз.

Вычислить нормальность 36 %-ой HNO₃ (ρ = 1,22 г/мл)

а) 3,48; б) 9,66; в) 6,97; г) 4,83.

Вариант 24.

Какой из продуктов образуется при взаимодействии меди с концентрированной серной кислотой:

а) H₂; б) Н₂; в) SO₂; г) S.

Определить тепловой эффект реакции: СаО + СО₂ → СаСО₃, если при взаимодействии 140 г СаО выделяется 443,06 кДж теплоты.

а) – 1522,4; б) – 739,86; в) – 148,88; г) 148,88.

Равновесие в реакции Сl₂ + Н₂ → 2 НС1, ΔН = -175,7 кДж, установилось при следующих концентрациях участвующих в ней веществ: водорода – 0,25, хлора – 0,05, хлороводорода – 0,9 моль/л. Определить исходные концентрации хлора и водорода.

а) 0,5 и 0,7; б) 0,7 и 0,5; в) 0,95 и 1,15; г) 1,15 и 0,95.

Вычислить нормальность 98%-го раствора серной кислоты (ρ = 1,84 г/мл)

а) 18,4; б) 9,2; в) 4,9; г) 36,8.

Вариант 25.

Какое соединение фосфора образуется в реакции его с азотной кислотой:

Р + HNO₃ (конц.)

а)PH₃; б) Н₃РО₄; в) Р₂О₅; г) Н₃РО₄.

Вычислить изменение энтальпии перехода С (алмаз) -----> С (графит), исходя

из следующих уравнений:

С (алмаз) + О₂ → СО₂ + 395,4 кДж:

С (графит) + О₂ → СО₂ + 393,5 кДж .

а) – 10,5; б) + 1,9; в) – 1,9; г) + 10,5.

Вычислить константу равновесия реакции: РСl₅ -----> РСl₃ + Сl₂ + Q, если при некоторой температуре из 2 моль хлорида фосфора (V), находившегося в закрытом сосуде вместимостью 10 л, разложению подвергаются 1,5 моль.

а) 6,15; б) 0,75; в) 100; г) 0,45.

Вычислить молярность 6,91%-го раствора Ва(ОН)₂ · 8 Н₂О (ρ = 1,04 г/мл )

а) 0,228; б) 0,114; в) 0,45б; г) 0,057.

Вариант 26.

Расставьте коэффициенты в уравнении и подсчитайте их сумму:

Вг₂ + КОН → KBrO₃ + KBr + Н₂О

а) 18; б) 9; в) 15; г) 12.

Рассчитать изменение энтальпии при инверсии сахарозы:

С₁₂H₂₂O₁₁ + H₂O → 2 C₆H₁₂O₆.

а) – 302,2; б) 16,78; в) + 302,2; г) – 16,3.

Константа равновесия реакции: СО + Сl₂ → СОСl₂ - 109,6 кДж

при некоторой температуре равна 40. Вычислить начальную концентрацию хлора, если в состоянии равновесия концентрация оксида углерода (II) равна 0,2, а фосгена 0,8 моль/л.

а) 0,2; б) 0,8; в) 0,9; г) 0,1.

Вычислить нормальность 61,4 %-го раствора MgSO₄ · 7 Н₂О (ρ = 1,31 г/мл).

а) 3,26; б) 6,52; в) 2,63; г) 5,26.

Вариант 27.

Какое вещество образуется в результате реакции:

Са + H₂SO₄ (конц.) →

а) Н₂;

б) H₂S;

в) S;

г) SO₂.

Сколько теплоты выделится при взрыве 1 л гремучего газа (н.у.):

а) 7,19;

б) 8,36;

в) 12,3;

г) 20,14.

Определить парциальное давление (атм.) хлорида фосфора (V) в равновесной газовой смеси: СО + Сl₂ → СОСl₂ - 109,6 кДж, если при 523 К и 202650 Па объемная доля хлора в ней составляет 40,7%.

а) 0,74;

б) 0,63;

в) 0,37;

г) 0,81.

Вычислить массовую долю вещества в 10 н серной кислоте (ρ = 1,29)

а) 19,05;

б) 45;

в) 96,3;

г) 38,1.

Вариант 28.

В уравнении реакции

К₂Сг₂О₇ + H₂O₂ + H₂SO₄ → Cr₂ (SO₄)₃ + О₂ + K₂SO₄ + Н₂О

укажите коэффициент перед восстановителем и расставьте коэффициенты.

а) 5;

б) 7;

в) 3;

г) 10.

Что является признаком равновесия системы?

а) ΔGψ > 0;

б) ΔН ̊ < 0;

в) P = const,

T = const; г) ΔG° = 0.

На сколько градусов надо повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 625 раз при температурном коэффициенте скорости реакции, равном 5.

а) 10; б) 40;

в) 125; г) 25.

Вычислитъ массовую долю вещества в 14,8 н водном растворе аммиака

(ρ = 0,90 г/мл).

а) 27,95; б) 30;

в) 25,5; г) 13,92.
1.12 Комплект экзаменационных билетов

(утвержден на заседании кафедры 08.12.08, протокол № 7)

Экзаменационный билет № 1

Вопрос 1. Основные химические понятия: элемент, атом, молекула. Простое и сложное вещество. Физические и химические явления.

Вопрос 2. Как изменится скорость прямой реакции в системе:

2SO₂ + О₂ → 2SO₃, ΔН = -192 кДж, если увеличить давление в три раза?

Экзаменационный билет № 2

Вопрос 1. Основные химические законы: постоянства состава, кратных отношений, закон эквивалентов. Законы сохранения: энергии, массы, заряда.

Вопрос 2. Определите ΔН и ΔG для процесса: Мg + СО₂ → СО + МgО.

Экзаменационный билет № 3

Вопрос 1. Закон Авогадро и его следствия.

Вопрос 2. Сколько г растворенного вещества содержится в 1 л 0,1 н раствора серной кислоты, предназначенного для реакции нейтрализации.

Экзаменационный билет № 4

Вопрос 1. Моль как мера количества вещества. Молярная масса, молярный объём газа. Переход от массы к количеству вещества.

Вопрос 2. Возможно ли при стандартных условиях разложение нитрата аммония по уравнению: NH₄NO₃ → N₂O +2H₂O.

Ответ подтвердите расчетом, пользуясь справочными данными.

Экзаменационный билет № 5

Вопрос 1. Строение атома: ядро, протоны, нейтроны, электроны. Понятие об электронных орбиталях и квантовых числах.

Вопрос 2. Какой объем нормального раствора можно приготовить из 100 г 63%-ой HNO₃.

Экзаменационный билет № 6

Вопрос 1. Принципы и порядок заполнения энергетических уровней электронами в атомах I-III периодов Периодической системы.

Вопрос 2. Сколько г растворенного вещества содержится в 1 л 0.5 н Na₂CO₃.

Экзаменационный билет № 7

Вопрос 1. Основные свойства атомов: заряд ядра, радиус, потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность; изменение этих свойств в ПС. Металлические и неметаллические свойства элементов, их изменение.

Вопрос 2. В каком направлении сместится равновесие в системе:

2SO₂ + О₂ → 2 SO₃, Δ Н = - 192 кДж в результате введения инертного газа при V= const.

Экзаменационный билет № 8

Вопрос 1. Степень окисления. Окислители и восстановители.

Вопрос 2. Сколько мл 40%-го раствора Н₃PO₄ (ρ = 1,25 г/мл ) требуется для приготовления 3 л 0,15 н раствора Н₃PO₄?

Экзаменационный билет № 9

Вопрос 1. Основные классы химических соединений: бинарные соединения, гидроксиды (кислоты и основания), соли (средние, кислые, основные, двойные). Номенклатура, основные способы получения и химические свойства.

Вопрос 2. При температуре 60°С скорость реакции равна 0,64 моль·с־¹. Какова скорость реакции при 10°С, если температурный коэффициент γ равен 2?

Экзаменационный билет № 10

Вопрос 1. Природа и виды химической связи: ковалентная, полярная, ионная, донорно-акцепторная.

Вопрос 2. Скорость прямой реакции: 2 NO + О₂ → 2NO₂, ΔН = -114,2 кДж

при концентрации оксида азота (II) 0,6 моль/л и кислорода 0.5 моль/л равна 0,018 моль/(л.мин). Найти константу скорости реакции.

Экзаменационный билет № 11

Вопрос 1. Водородная связь. Энергия и длина связи, кратные связи.

Вопрос 2. Расставьте коэффициенты в уравнении: P + J₂ + H₂O → H₃PO₃ + HJ

Экзаменационный билет № 12

Вопрос 1. Основные понятия химической термодинамики: системы, параметры, процессы.

Вопрос 2. Определить знак изменения энтропии в реакции: А₂ (г) + В₂ → 2 А₂2В (ж). Возможно ли протекание этой реакции в стандартных условиях?

Экзаменационный билет № 13

Вопрос 1. Внутренняя энергия и энтропия.

Вопрос 2. Вычислить нормальность 98%-го раствора серной кислоты (ρ = 1,84 г/мл).

Экзаменационный билет № 14

Вопрос 1. Закон Гесса и его следствия. Термохимические уравнения. Методы расчёта тепловых эффектов химических реакций.

Вопрос 2. Вычислить молярность 6,91%-го раствора Ва(ОН)₂ · 8 Н₂О (ρ = 1,04 г/мл )

Экзаменационный билет № 15

Вопрос 1. Критерии самопроизвольного протекания процессов. Понятие об энергии Гиббса. Энтальпийный и энтропийный факторы протекания процессов.

Вопрос 2. Расставьте коэффициенты в уравнении:

Вг₂ + КОН → KBrO₃ + KBr + Н₂О

Экзаменационный билет № 16

Вопрос 1. Термодинамика процессов растворения газов, жидкостей и кристаллических веществ в воде.

Вопрос 2. Расставьте коэффициенты в уравнении:

Cl₂ + KOH → KCl + КСlO + H₂O

Экзаменационный билет № 17

Вопрос 1. Понятие о растворах и способы выражения их состава: массовая доля, молярность, нормальность.

Вопрос 2. Расставьте коэффициенты в уравнении:

СrO₃ + NH₃ → Cr₂O₃ + N₂ + H₂O

Экзаменационный билет № 18

Вопрос 1. Дисперсные системы.

Вопрос 2. На сколько градусов надо повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 625 раз при температурном коэффициенте скорости реакции, равном 5.

Экзаменационный билет № 19

Вопрос 1. Комплексные соединения.

Вопрос 2. Осуществить превращения:

Mn(OH)₂ → MnCl₂ → Mn → MnSO₄ → Mn(OH)₂ → MnO

Экзаменационный билет № 20

Вопрос 1. Основы химической кинетики. Скорость химической реакции, константа скорости и её зависимость от температуры и катализатора. Уравнение Аррениуса. Понятие об энергии активации.

Вопрос 2. Вычислить массовую долю вещества в 10 н серной кислоте (ρ = 1,29)

Экзаменационный билет № 21

Вопрос 1. Химическое равновесие. Константа равновесия, смещение равновесия. Влияние концентрации, температуры и давления на равновесие. Принцип Ле Шателье.

Вопрос 2. Осуществить превращения:

NiCl₂ → Ni → NiSO₄ → Ni(OH)₂ → Ni(NO₃)₂ → NiO.

Экзаменационный билет № 22

Вопрос 1. Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей с точки зрения химического равновесия. Степень диссоциации, константа диссоциации. Сильные и слабые электролиты.

Вопрос 2. Расставьте коэффициенты в уравнении:

Са + H₂SO₄ → CaSO₄ + H₂S + Н₂О

Экзаменационный билет № 23

Вопрос 1. Гидролиз. Расчёты рН.

Вопрос 2. Осуществить превращения:

Al → Al₂O₃ → AlCl₃ → Al(OH)₃ → NaАl(OH)₄

Экзаменационный билет № 24

Вопрос 1. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Метод ионно-электронного баланса при составлении уравнений ОВР. Роль среды в ОВР.

Вопрос 2. Осуществить превращения:

K₂CO₃ → CO₂ → СаСО₃ → СаО → Са(ОН)₂ → СаС1₂

Экзаменационный билет № 25

Вопрос 1. Понятие об электролизе. Электролиз расплавов бескислородных солей, водных растворов кислот, щелочей и солей. Законы электролиза.

Вопрос 2. Осуществить превращения:

Сu(NO₃)₂ → NO₂ → HNO₃ → Fe(NO₃)₂ → Fe(OH)₂ → FeCl₂

1.11 Вопросы к экзамену.

Основные химические понятия: элемент, атом, молекула. Простое и сложное вещество. Физические и химические явления. Вещество и поле как виды материи и соотношение между ними.
Основные химические законы: постоянства состава, кратных отношений, закон эквивалентов. Законы сохранения: энергии, массы, заряда.
Закон Авогадро и его следствия.
Моль как мера количества вещества. Молярная масса, молярный объём газа. Переход от массы к количеству вещества.
Строение атома: ядро, протоны, нейтроны, электроны. Понятие об электронных орбиталях и квантовых числах.
Принципы и порядок заполнения энергетических уровней электронами в атомах I-III периодов Периодической системы (ПС).
Основные свойства атомов: заряд ядра, радиус, потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Изменение этих свойств в периодах и группах. Металлические и неметаллические свойства элементов в зависимости от их положения в ПС.
Степень окисления. Окислители и восстановители.
Основные классы химических соединений: бинарные соединения, гидроксиды (кислоты и основания), соли (средние, кислые, основные, двойные). Номенклатура, основные способы получения и химические свойства.
Природа и виды химической связи: ковалентная, полярная, ионная, донорно-акцепторная. Водородная связь. Энергия и длина связи, кратные связи.
Основные понятия химической термодинамики: системы, параметры, процессы.
Внутренняя энергия и энтропия.
Закон Гесса и его следствия. Термохимические уравнения. Методы расчёта тепловых эффектов химических реакций.
Критерии самопроизвольного протекания процессов. Понятие об энергии Гиббса. Энтальпийный и энтропийный факторы протекания процессов.
Термодинамика процессов растворения газов, жидкостей и кристаллических веществ в воде.
Понятие о растворах и способы выражения их состава: массовая доля, молярность, нормальность.
Дисперсные системы.
Комплексные соединения.
Основы химической кинетики. Скорость химической реакции, константа скорости и её зависимость от температуры и катализатора. Уравнение Аррениуса. Понятие об энергии активации.
Химическое равновесие. Константа равновесия, смещение равновесия. Влияние концентрации, температуры и давления на равновесие. Принцип Ле Шателье.
Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей с точки зрения химического равновесия. Степень диссоциации, константа диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Гидролиз. Расчёты рН.
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Метод ионно-электронного баланса при составлении уравнений ОВР. Роль среды в ОВР.
Понятие об электролизе. Электролиз расплавов бескислородных солей, водных растворов кислот, щелочей и солей. Законы электролиза.

Ответы на вопросы необходимо обязательно иллюстрировать примерами с использованием химических веществ и при необходимости - химическими уравнениями реакций. Необходимо обратить внимание на химическую грамматику - знание химических знаков и соответствующих формул веществ.
1.13 Тематика рефератов.

Переходные элементы в природе, их применение.
Аллотропия р – элементов периодической системы.
Энергетика химических и фазовых превращений.
Способы обратного преобразования водорода в энергию.
Магнитные и оптические свойства комплексных соединений.
Экологические проблемы получения чистых металлов путём электролиза.
Очистка сточных вод от ионов меди.
Превращения серосодержащих веществ в природных водах и их фоновое содержание.
Дисперсные системы.
Влияние загрязнений атмосферы на поверхность земли.
Экологические « ловушки »: тяжёлые металлы, газы, пестициды.

1.14 Примерная тематика курсовых работ.

1.15 Примерная тематика квалификационных (дипломных) работ.

1.16 Методика исследования.

По учебному плану выполнение не предусмотрено.
1.17 Балльно-рейтинговая система, используемая преподавателем для оценивания знаний студентов по данной дисциплине.

Модуль 1 «Общая химия»

Посещение лекций – 120 баллов (по 4 балла за каждую)

Работа на практических занятиях (семинарах) – до 10 баллов (итого 90 баллов)

Самостоятельная работа студента:

ПЗ №1 – до10 баллов.

ПЗ №2 – до 10 баллов.

ПЗ №3 – до 10 баллов.

ПЗ №4 – до 10 баллов.

ПЗ №5 – до 10 баллов.

ПЗ №6 – до 10 баллов.

ПЗ №7 – до 10 баллов.

ПЗ №8 – до 10 баллов.

ПЗ №9 – до 10 баллов.
Работа на лабораторном занятии – до 5 баллов (итого 50 баллов)

Самостоятельная работа студента, в том числе защита лабораторной работы, выполнение заданий, ответы на контрольные вопросы):

ЛБ №1 – до10 баллов.

ЛБ №2 – до 10 баллов.

ЛБ №3 – до 10 баллов.

ЛБ №4 – до 10 баллов.

ЛБ №5 – до 10 баллов.

ЛБ №6 – до 10 баллов.

ЛБ №6 – до 10 баллов.

ЛБ №7 – до 10 баллов.

ЛБ №9 – до 10 баллов.

ЛБ №9 – до 10 баллов.

ЛБ №10 – до 10 баллов.

Вводный тест – 25 баллов.

Тестирование по теме «Дисперсные системы» – 25 баллов.

Зачетное тестирование – 20 баллов.
Итого: 520 баллов.

Примеры рейтинговых заданий представлены в разделе «Примерные зачетные тестовые задания».

Задания для самостоятельной работы выполняется студентом с использованием лекций и учебных пособий и оформляется в письменном виде. Задание должно быть сдано студентом в строго определенные сроки в соответствии с учебным календарным планом. Целью самостоятельной работы студента является подготовка тестированию по соответствующим темам и экзамену.

Для оценки 5 сумма баллов за все модули должна быть не менее 480, для оценки 4 – не менее 400 баллов и для оценки 3 – не менее 280 баллов. Если оценка студента не устраивает или он набрал менее 280 баллов, студент сдает экзамен по дисциплине.

Выполнение практической части обязательно.
РАЗДЕЛ 2. Методические указания по изучению дисциплины
Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- Мурманск: МГПУ, 2004.- 68 с.

Организация работы и ведение лабораторного журнала

1. Прежде чем приступить к выполнению лабораторной работы, изучите необходимый материал по учебнику, лекционным записям и методическим указаниям к ней.

2. До начала опыта предварительно подробно ознакомьтесь по методическим указаниям с условиями выполнения данного опыта и продумайте последовательность операции.

3. Выполняя опыт, соблюдайте все меры предосторожности, количественные соотношения веществ, проводите необходимые наблюдения.

4. Все лабораторные работы выполняйте индивидуально, за исключением тех, которые по указанию преподавателя проводятся группами. Опыты производите в чистой посуде.

5. Не загромождайте свое рабочее место: не кладите на стол портфели, книги, свертки и пр.

6. Не уносите приборы, аппараты, реактивы общего пользования на свое рабочее место. Примите за правило: каждый предмет или реактив необходимо возвращать на место сразу после его использования.

7. Соблюдайте тишину в лаборатории. По окончании работы вымойте химическую посуду, тщательно уберите рабочее место, отключите воду и электричество.

8. Запись выполненных работ и обязательных опытов производите в лабораторном журнале, в котором должны быть представлены все необходимые наблюдения, схема установки, уравнения реакций, вычисления, выводы.

Все наблюдения записывайте в лабораторный журнал непосредственно после проведения каждого опыта. При этом особое внимание следует обращать на эффект реакции: изменение окраски, выпадение и растворение осадка, появление характерного запаха и т.д.

Недопустимо пользоваться «случайными» листочками бумаги: это может привести к ненужной переписке и, кроме того, потере результатов экспериментов.

В отчете о лабораторной работе должны быть указаны:

1) дата выполнения работы;

2) название лабораторной работы;

3) номер и наименование опыта;

4) рисунок или схема прибора (если пользовались прибором);

5) последовательность выполнения работы (условия проведения и краткое описание опыта);

6) наблюдаемые явления;

7) уравнения всех реакций, происходящих в опыте;

8) таблица с результатами наблюдений;

9) расчеты (если работа носит количественный характер);

10) графики;

11) ответы на поставленные вопросы;

12) выводы.

К графическому представлению экспериментальных данных предъявляются следующие требования. График размером около половины тетрадного листа выполняют карандашом на миллиметровой бумаге и вклеивают в лабораторный журнал. Координатные оси располагают на расстоянии 1—1,5 см от края листа и не заканчивают стрелками. Масштаб выбирают таким образом, чтобы график занимал все поле между осями координат. При соединении экспериментальных точек следует учитывать не только относительное их расположение, но и теоретические представления о виде (типе) зависимости.
Правила техники безопасности при работе химической лаборатории
Работа в химической лаборатории требует особого внимания и обязательного выполнения необходимых требований. Это связано с тем, что в лаборатории находятся электрические приборы, едкие, ядовитые и огнеопасные вещества. Поэтому при работе в лаборатории студенты должны строго соблюдать следующие правила техники безопасности:

1. При выполнении всех работ в химической лаборатории следует соблюдать осторожность.

2. В целях безопасности работать с малыми количествами реактивов.

3. Следует предохранять руки от пореза стеклом, ожогов горячими предметами и концентрированными кислотами и щелочами.

4. Нельзя брать вещества руками и пробовать их на вкус. Нюхать вещества следует, держа отверстие пробирки с веществом на некотором расстоянии от лица, ниже уровня носа и направляя струю газа или пара движением руки к себе.

5. Нагревать жидкость в пробирке следует постепенно, направляя отверстие пробирки в сторону от своего и соседнего рабочего места, так как вследствие частичного перегрева может произойти выбрасывание жидкости.

6. Нельзя наклоняться над пробиркой с кипящей жидкостью, а также над сосудом, в котором смешивают какие-либо вещества, особенно жидкости. Наблюдать за ходом реакции в стеклянном сосуде следует через его стенки.

7. При растворении кислот необходимо наливать кислоту в воду (как в случае с серной кислотой), а не наоборот.

8. Все опыты с неприятно пахнущими и ядовитыми веществами следует проводить только в вытяжном шкафу.

9. Весьма вредны пары ртути, поэтому пролитую ртуть нужно тщательно собрать и обязательно сообщить об этом преподавателю. Поверхность, на которой была ртуть, необходимо тщательно смочить раствором хлорида железа (III) с массовой долей 20 %.

10. Работу с эфиром, толуолом, спиртом и другими легковоспламеняющимися веществами следует проводить вдали от огня.

11. Израсходованные или взятые в избытке реактивы нельзя выливать обратно в склянки или раковины, их следует переливать в специально отведенные стеклянные емкости.

12. Нельзя путать пробки от склянок, а также пипетки для взятия реактивов.

13. Горячие пробирки и посуду необходимо ставить только на специальные подставки.

14. После работы в лаборатории обязательно вымойте руки.

15. При попадании реактива (особенно щелочи или кислоты) в глаза, на кожу или одежду, прежде всего, смойте его большим количеством воды, а затем промойте пораженные участки нейтрализующим средством.

16. При термических ожогах пораженное место смочите раствором таннина в спирте или раствором перманганата калия с массовой долей 2 %.

17. При химических ожогах сильной струей воды удалите с кожи вещество, вызвавшее ожог, сообщите преподавателю или лаборанту о несчастном случае.

1 ... 4 5 6 7 8 9 10 11 12

	Учебно-методический комплекс дисциплины сд. 14 Биологическая химия... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)		Учебно-методический комплекс дисциплины сд. 14, Сд. Ф. 14 Биологическая... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)
	Учебно-методический комплекс дисциплины фтд основы фитодизайна основная... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)		Учебно-методический комплекс дисциплины сд. 11, Сд. Ф. 11 Зоология... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)
	Учебно-методический комплекс дисциплины дс. 5 Экология почв основная... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)		Учебно-методический комплекс дисциплины ен. Ф. 04. Химия: высокомолекулярные... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)
	Учебно-методический комплекс дисциплины сд. 8, Сд. Ф. 8 Анатомия... «Биология с дополнительной специальностью География» 050103. 00 «География с дополнительной специальностью Биология»		Учебно-методический комплекс дисциплины сд. Ф ботаника с основами... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)
	Учебно-методический комплекс дисциплины гсэ. В устойчивое развитие... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)		Учебно-методический комплекс дисциплины фтд. 4, Сд. В микология основная... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)
	Учебно-методический комплекс дисциплины фтд. 5, Сд. В. 01 Альгология... Рецензенты: Макаров М. В., к б н., старший научный сотрудник лаборатории альгологии ммби кнц ран		Учебно-методический комплекс дисциплины сд. В 1, сд. В 1 водная токсикология... Автор программы: к б н., доцент, зав кафедрой биологии и химии Марина Николаевна Харламова
	Учебно-методический комплекс дисциплины сд. 12, Сд. Ф. 12 Зоология... Автор программы: к б н., доцент, зав кафедрой биологии и химии Марина Николаевна Харламова		Учебно-методический комплекс дисциплины фтд. 1 Основы кинезиологии... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)
	Учебно-методический комплекс дисциплины опд. Ф. 11 Основы коммуникативной... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)		Учебно-методический комплекс дисциплины сд. Ф. 6 Экономика физической... Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)

Похожие: